| Un peu de froid... [46251] |
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| Posté le : 04/06/2007, 20:53 (Lu 16467 fois) |
Bonjour je cherche un site qui regrouperait la majorité es des dissolutions endothermiques.
Merci d'avance 
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| Re: Un peu de froid... |
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| Posté le : 04/06/2007, 21:05 (Lu 16455 fois) |
100 g Eau à 15° + 30 g NH4Cl donne 0°C
100 g Eau à 15°C + 60 g nitrite de sodium NaNO2 donne -12°C
100 g eau à 15°C + 130 g de thiocyaanate dammonium atteint -15°C
21 g HCl concentré à 15°C + 80 g de sel de Glauber ( sulfate de sodium décahydraté) arrive à -25°C
100 g eau à 15°C + 100 g chlorure d'ammonium NH4Cl et 100 g de nitrate de potassium KNO3 atteint - 25°C
100 g de glace et 30 g de sel descend à -20°C.
100 g de glace et 100 g de chlorure de potassium KCl descend à -30°C
100 g de glace et 150 g de chlorure de calcium CaCl2 cristallisé descende à -49°C
Glace sèche de CO2 + éthanol : - 53°C
Glace sèche + acétone : - 86°C
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Professeur de chimie de niveau préuniversitaire
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| Re: Un peu de froid... [46289] |
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| Posté le : 05/06/2007, 07:37 (Lu 16392 fois) |
Citation : maurice
100 g de glace et 150 g de chlorure de calcium CaCl2 cristallisé descende à -49°C
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Bonjour,
Juste un détail: il ne faut pas prendre du chlorure ANHYDRE. Il y alors un échauffement lié a l'hydratation.
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Tri+traitement Produits chimiques 77 (Seine et Marne) |
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| Re: Un peu de froid... [46273] |
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| Posté le : 04/06/2007, 21:54 (Lu 16434 fois) |
Merci! Mais l'idée serait de refroidir un liquide. Est ce que quand je calcule l'énergie absorbée je dois faire attention au palier de solidification? J'entends par là que si je descends la température de l'eau en dissolvant un sel, la quantité d'énergie absorbée sera la même si je passe le palier de solidification ou pas? J'espère être assez clair 
merci!!! 
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| Re: Un peu de froid... [46279] |
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| Posté le : 04/06/2007, 23:06 (Lu 16423 fois) |
Plusieurs problèmes, déjà si le solvant n'est pas liquide la réaction de dissolution va (très probablement) s'arrêter.
Tu dois en éffet tenir compte de la chaleur latente de fusion qui absorbe une très grande quantité d'énergie (merveilleuse pour refroidir une solution) mais tu n'atteindras probablement jamais ce point.
Pourquoi ? parce qu'en rajoutant un sel dans ton solvant tu vas (loi cryoscopique) abaisser son point de fusion. Bref si tu rajoutes NH4NO3 par exemple dans de l'eau tu n'atteindras jamais de la glace mais une solution très froide (~ -10°C) d'eau avec du NH4NO3.
Car il faut aussi voir que tu es limiter par la solubilité du sel dans l'eau. Et c'est assez insidieux car la constante de solubilité est définie en fonction de la température hors la température est dépendante de la quantité de sel que tu pourras dissoudre (par la réaction endothermique).
Dans la théorie on fait le calcul en supposant qu'on n'atteind pas le point de fusion du solvant et qu'on se trouve loin de la solubilité du sel.
Dans la pratique on utilise les mélanges indiqués par Maurice. Un qui n'a pas été cité et qui est très éfficace est de prendre de l'eau avec de la glace pilée et d'ajouter une grande quantité de NH4NO3. Le point de fusion de l'eau va chuter entrainant la fonte de la glace qui va absorber une grande partie de la chaleur de l'eau via sa chaleur latente de fusion et le NH4NO3 par dissolution va abaisser encore plus la température. Par la suite, lorsque la température augmente légèrement (dT) une quantité de NH4NO3 dN va se dissoudre et entrainer une chute de température dT'. Cela devient intéressant quand dT ~ dT'.
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| Re: Un peu de froid... [46285] |
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| Posté le : 05/06/2007, 00:16 (Lu 16410 fois) |
Je vois. Et au niveau des liquides existe il aussi des réaction fortement endothermiques? Est-ce réversible par évaporation d'un deux produit? C'est sympathique à vous deux de me répondre aussi vite en tout cas!Merci 
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Edité le 05/06/2007 à 21:03 par darrigan
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| Re: Un peu de froid... [46323] |
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| Posté le : 05/06/2007, 21:13 (Lu 16301 fois) |
je disais cela pour montrer que je n'y arriverais pas avec une réaction endothermique.
La deuxième idée aurait été d'ordre physique: j'aurais pu décompresser la vapeur d'eau pour la faire devenir liquide. Mais bon avec l'entropie il est impossible d'arriver totalement à avoir de l'eau, il restera toujours une partie de vapeur. Et de me faire aider d'une dissolution d'un sel pour y arriver. Mais appartement la part d'énergie absorbée par la dissolution est trop faible ( 1/17 avec un calcul vite fait). cela voudrait dire qu'il faudrait monter à des pressions énorme pour que le travail de la dépression prenne une énergie suffisante. Bon c'est clair que j'aimerais bien voir les expériences du malin qui prétendrais descendre en dessous de 0°K...
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| Re: Un peu de froid... [47312] |
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| Posté le : 16/06/2007, 12:05 (Lu 16156 fois) |
Citation
Glace sèche + acétone : - 86°C |
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Quelqu'un pourrait-il me décrire la réaction ?
Merci
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| Re: Un peu de froid... [51215] |
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| Posté le : 11/11/2007, 22:06 (Lu 15653 fois) |
La glace sèche, c'est de la neige carbonique ! Du CO2 solide quoi.
Sa température de sublimation est -78,5°C. Elle passe directement de l'état solide à l'état gazeux, sans passer par l'état liquide, raison pour laquelle on l'appelle aussi "glace sèche".
J'ai transféré les bonnes recette de ce post ici :
http://scienceamusante.net/wiki/index.php?title=Du_froid_chimique
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| Re: Un peu de froid... [51305] |
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| Posté le : 13/11/2007, 18:01 (Lu 15600 fois) |
Bonsoir,
Un détail avec ses mélanges réfrigérants: le volume augmente toujours et c'est une conséquence du refroidissement.
C'est exactement le contraire avec des mélanges qui s'échauffent.
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Tri+traitement Produits chimiques 77 (Seine et Marne) |
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